Dissociation (chimie) – Wikipedia

Sous dissociation (du latin Discociaire “Séparé”) En chimie, le processus vivant ou automatique de division d’un composé chimique en deux ou plusieurs molécules, atomes ou ions. Le degré de dissociation ou la constante de dissociation est utilisé comme mesure de la dissociation. Le degré de dissociation indique le rapport des particules dissociées à la concentration initiale formelle du composé chimique non non dissoculé. L’énergie de dissociation est l’énergie nécessaire pour diviser une liaison chimique.

La division d’une molécule ou d’un ion dans des sous-unités non révisées ou invitées A et B est appelée dissociation moléculaire, l’inversion de ce processus en tant qu’association moléculaire. ^[d’abord]

Les premières méthodes de détermination de la molarité étaient basées sur des mesures de densité de vapeur. Cependant, il y avait parfois des écarts qui ont conduit à des conclusions mentales selon lesquelles les molécules doivent être dissociées dans la phase gazeuse. ^[2]

Le terme dissociation a été façonné en 1857 par Henri Étienne Sainte-Claire Deville. ^[3] Lors de la détermination des composés inorganiques et organiques résistants à la vapeur, Cannizzaro, Kopp et Kekulé ont trouvé des écarts en phase gazeuse. La densité du gaz était souvent plus faible que prévu.
Sainte-Claaire Deville a trouvé une densité plus faible dans le pentachlorure de phosphore en phase gazeuse, en même temps, il a observé une couleur verdâtre et a conclu du fait que le pentachlorure de phosphore dans le chlore et le trichlorure de phosphore doit être tombé.
Pebal ^[4] et Skrap ^[5] Lors du chauffage du chlorure d’ammonium dans un tube mince à travers les différentes vitesses de gaz (tube en verre avec rétrécissement pour mesurer l’épanchement, voir Thomas Graham (chimiste)) avec le tournesol que le chlorure d’ammonium se dissocie dans la phase gazeuse de l’ammoniac et de l’acide hydrochlorique.

Les dissociations thermiques sont généralement beaucoup plus lentes que les dissociations électrolytiques. Un exemple de dissociation thermique fournit du tétroxyde de détresse, qui est disponible à -10 ° C sous la forme de cristaux incolores. Lorsqu’il est chauffé, la molécule se dissocie dans le dioxyde d’azote intensément brun::

${displayStyle Mathrm {n_ {2} o_ {4} justiceftharpoons 2 no_ {2}}}$

.

Cette réaction est réversible. Lors du refroidissement, l’échantillon décolore en raison de la recombinaison d’un tétroxyde stabilisé.
Les dissociations se produisent, en particulier dans les macromolécules, à des températures relativement basses.

Lors du chauffage des peroxydes ou des composés azo, les liaisons qui se dissocient déjà thermiquement à environ 150 ° C, des radicaux surviennent. Les radicaux peuvent être déterminés avec la spectroscopie de résonance de spin électronique (spectroscopie ESR).

Si la dissociation des molécules a lieu après leur passage dans un état excité électroniquement par absorption de la lumière, on parle de dissociation photochimique ou également de photolyse ou de photodissociation. La photolyse est un aspect important de la chimie atmosphérique et a une importance préparative et industrielle.

La dissociation électrolytique est la décroissance réversible d’un composé chimique dans les anions et les cations dans un solvant (par exemple les sels dans l’eau). Les ions sont ensuite entourés de solvants (solvatisés) et ainsi librement mobiles, ce qui entraîne la conductivité électrique. Ces solutions sont appelées électrolytes.

Avec le so-called réel ou électrolytes permanents Si les ions sont déjà disponibles dans le solide (→ réseau ionique). Avec un sel de table fixe, la calandre est déjà dans la grille ⁺ et cl ^– -Ionion avant. Lorsque le sel est dissous dans l’eau, il y a désormais des ions libres dans l’eau. Dans la dissociation des sels dans les ions, l’énergie plutôt élevée du cristal est utilisée par l’énergie d’hydratisation pendant le processus de solution.

Avec le so-called électrolytes potentiels Il n’y a pas de liaisons ioniques dans le cas des substances pures. Ce sont des non-managers comme une substance pure.
Lors de l’introduction de ces re-substances (AB) dans un solvant, les ions sont formés par une réaction chimique entre dissous et solvants:

${displayStyle Mathrm {ab Rightleftharpoons a ^ {+} + b ^ {-}}}$

. La condition préalable à une telle réaction est une liaison polaire entre les parties A et B de la connexion (AB) et un solvant polaire. Si, par exemple, de l’acide acétique pur est donné dans l’eau, se forment comme des cations

${displaystyle mathrm {h_ {3} o ^ {+}}}$

Et comme anions

${displayStyle mathrm {h_ {3} c {-} coo ^ {-}}}$

${displayStyle Mathrm {h_ {3} C {-} COOH + H_ {2} o Rightleftharpoons H_ {3} C {-} COO ^ {-} + h_ {3} o ^ {+}}}$

Si le chlore à gaz (HCl) est inséré dans l’eau, une solution électrolytique se forme qui est appelée acide chlorhydrique:

${displayStyle Mathrm {h_ {2} o + hcl relainftharpoons h_ {3} o ^ {+} + cl ^ {-}}}$

.

L’ammoniac de gaz (NH ₃ ) amené dans l’eau, se former comme cations

${displayStyle Mathrm {nh_ {4} ^ {+}}}$

Et comme anions

${displayStyle Mathrm {oh ^ {-}}}$

:

${displayStyle Mathrm {nh_ {3} + h_ {2} Orightleftharpoons nh_ {4} ^ {+} + oh ^ {-}}}$

Les réactions d’équilibre de ces exemples sont également appelées protolyse. Ce comportement conduit au caractère acide des acides (comme l’acide acétique) et au caractère de base des bases (comme l’ammoniac). La conductivité électrique de ces solutions est la preuve expérimentale de la formation d’anions et de cations en mouvement libre.

Connaître la dissociation est également d’une grande importance dans la chimie organique.

De nombreuses réactions organiques ne sont possibles que si les acides carboxyliques, les groupes d’hydroxy sont disponibles sous forme d’anions afin que les implémentations de tissu telles que les alkylations puissent être effectuées.
Hammet a examiné la dissociation des bases organiques et de l’acide carboxylique dans l’eau et divers solvants. ^{[6] [7]} Les premières études sur la formation de composés organométaux ont été réalisées par Conant et Whheland. ^{[8] [9]} En 1965, CRAM a fait une échelle d’acidité (MSAD-Skala) pour diverses molécules d’hydrocarbures, E. M. Arnett avait déterminé les constantes de dissociation pour l’ester, l’amide, le thiole, l’amine, les phénols.
En raison de ces échelles d’acidité, les chimistes organiques peuvent plus facilement estimer la base nécessaire pour une mise en œuvre de matériaux.

1. ↑ A. F. Holleman: Manuel de chimie inorganique . Walter the Gruryter & Co KG, 2019, ISBN 978-3-11-083817-6, S. 354 ( books.google.com ).
2. ↑ Walther Nernst: Chimie théorique du point de vue de la règle et de la thermodynamique d’Avogadroschen , 5e édition, éditeur de Ferdinand Enke 1907, pp. 346–347.
3. ↑ Sur la dissociation ou la decomposition spontanee des corps sons l’influence de la chaleur, Compt. rend. 45 , 857 (1857).
4. ↑ Liebigs Ann. 128, 199 (1862).
5. ↑ Rapport des expersons. d. Phys. 21 , 501 (1884).
6. ↑ L. P. Hammet: Chimie organique physique, Chemistry Verlag, Chap. 9.
7. ↑ L. P. Hammet, A. J. Deyrup, J. Am. Chem. Soc. 54, 272 (1932).
8. ↑ J. B. Conant, G.W. WHILAND, J. Am. Chem. Soc. 54, 1212 (1932).
9. ↑ K. Ziegler et H. Wollchitt, Ann. 479, 123 (1930).